7 Παραδείγματα Διαμοριακών Δυνάμεων: Λεπτομερείς Επεξηγήσεις

Σε αυτό το άρθρο «παραδείγματα διαμοριακών δυνάμεων», εξηγούνται συνοπτικά οι διαφορετικοί τύποι και παραδείγματα των διαμοριακών δυνάμεων.

Οι διαφορετικοί τύποι διαμοριακών δυνάμεων (αλληλεπίδραση μεταξύ δύο διαφορετικών ή δύο ίδιων μορίων) γράφονται παρακάτω-

Δεσμός υδρογόνου

Ο δεσμός υδρογόνου είναι βασικά μια ηλεκτροστατική δύναμη έλξης που δρα μεταξύ ενός ατόμου υδρογόνου, ομοιοπολικά συνδεδεμένου με ένα ηλεκτραρνητικό άτομο, με ένα άλλο ηλεκτραρνητικό άτομο γνωστό ως δέκτης δεσμού υδρογόνου από το ίδιο ή διαφορετικό μόριο.

Ο πιο οικείος δέκτης και δότης δεσμών υδρογόνου είναι το οξυγόνο, το άζωτο, το φθόριο με μεγαλύτερη ηλεκτραρνητικότητα.

Και οι δύο τύποι δεσμών υδρογόνου είναι γνωστοί στη χημεία, δηλαδή διαμοριακούς και ενδομοριακούς δεσμούς υδρογόνου.  Η ενέργεια διάστασης δεσμού ή ενέργεια δεσμού ενός δεσμού υδρογόνου εξαρτάται από τη φύση του δέκτη, των ατόμων δότη, της γεωμετρίας και του περιβάλλοντος. Κυμαίνεται από 1 kcal/mol έως 40 kcal/mol.

Ο δεσμός υδρογόνου είναι συγκριτικά ισχυρότερη από τη δύναμη Vander waals αλλά πιο αδύναμη από την ομοιοπολική συγκόλληση.

Παραδείγματα διαμοριακών δυνάμεων
Δεσμός υδρογόνου σε μόριο νερού.
Image Credit: Wikimedia Commons

Δύναμη Van der Waals

Η δύναμη Van der Waals είναι μια μοριακή δύναμη που εξαρτάται από την απόσταση, η οποία είναι σχετικά ασθενέστερη από ιοντικό και ομοιοπολικό συγκόλληση. Είναι μια δύναμη μικρής εμβέλειας και εξαφανίζεται όταν η απόσταση μεταξύ δύο μορίων αυξάνεται.

Αυτή η δύναμη περιλαμβάνει τόσο την ελκτική όσο και την απωστική δύναμη μεταξύ δύο ατόμων ή μορίων. Ως αποτέλεσμα των συσχετισμών στις κυμαινόμενες πόλώσεις, δημιουργείται η δύναμη vanderwaals.

Η ενέργεια διάστασης δεσμού της δύναμης Van der Waals είναι από 0.4 KJ/mol έως 4 KJ/mol και αυτή η δύναμη εξαρτάται από τον σχετικό προσανατολισμό των μορίων.

Η δύναμη Van der Waals αυξάνεται με την αύξηση της επιφάνειας.
Image Credit: Wikimedia Commons

  Για να μάθετε περισσότερα, ακολουθήστε: 4 παραδείγματα μη πολικού ομοιοπολικού δεσμού: Λεπτομερείς πληροφορίες και γεγονότα

Ιονικός δεσμός

Ο ιονικός δεσμός είναι βασικά ένας τύπος ηλεκτροσθενών δεσμών. Αυτός ο δεσμός σχηματίζεται μεταξύ θετικά και αρνητικά φορτισμένων ειδών από την ηλεκτροστατική έλξη. Η μόνιμη μεταφορά ηλεκτρονίων είναι τα κύρια κριτήρια για τον σχηματισμό του ιοντικού δεσμού.

 Ως αποτέλεσμα της μόνιμης μεταφοράς ηλεκτρονίων, ένα άτομο φορτίζεται θετικά και ένα άλλο θα φορτίζεται αρνητικά.

Γενικά τα αλκάλια και μέταλλα αλκαλικών γαιών συμμετέχουν στο σχηματισμό ιοντικών δεσμών λόγω του ηλεκτροθετικού τους χαρακτήρα.

Ο ιοντικός δεσμός είναι μια από τις ισχυρότερες διαμοριακές δυνάμεις στη Χημεία. Η ενέργεια του δεσμού ενός ιοντικού δεσμού κυμαίνεται από 170 έως 1500 KJ/mol.

Χλωριούχο νάτριο, μια ιοντική ένωση.
Image Credit: Wikimedia Commons

Για να μάθετε περισσότερα, περάστε από: 10 Παραδείγματα Ιονικού Δεσμού: Επεξήγηση και λεπτομερή γεγονότα

Ομοιοπολικός δεσμός

Είναι ένας χημικός δεσμός που σχηματίζεται μεταξύ δύο ίδιων ή δύο διαφορετικών ατόμων με κοινή χρήση ζευγών ηλεκτρονίων. Αυτή η κατανομή ηλεκτρονίων δεν είναι πάντα ίση μεταξύ δύο ατόμων.

Η ηλεκτροαρνητικότητα των συμμετεχόντων ατόμων έχει μεγάλη επίδραση στο σχηματισμό ομοιοπολικού δεσμού. Περισσότερο ηλεκτραρνητικό άτομο έλκει τα ζεύγη ηλεκτρονίων σε μεγαλύτερο βαθμό προς τον εαυτό του από τα λιγότερο ηλεκτραρνητικά άτομα.

Είναι σχετικά ισχυρότερος χημικός δεσμός με ενέργεια διάστασης δεσμού 80 kcal/mol. Υπάρχουν τρεις τύποι ομοιοπολικών δεσμών στη Χημεία. Μονός δεσμός ή δεσμός σίγμα, διπλός δεσμός ή δεσμός π και ο τελευταίος είναι τριπλός δεσμός που σχηματίζεται από ένα σίγμα και δύο δεσμούς π.

Αλληλεπίδραση Διπόλου-Διπόλου

Αρνητικό μέρος ενός πολικού μορίου και θετικό άκρο ενός άλλου πολικού μορίου συμμετέχουν στην έλξη διπόλου-διπόλου λόγω της ηλεκτροστατικής ελκτικής δύναμης. Η αλληλεπίδραση διπόλου-διπόλου είναι πολύ πιο αδύναμη από ομοιοπολική και ιοντική ΑΛΛΗΛΕΠΙΔΡΑΣΗ.

Το πολικό μόριο ή οποιοδήποτε δίπολο έχει δύο αντίθετα θετικά και αρνητικά μέρη. Αυτά τα δύο μέρη συμμετέχουν σε αυτή την αλληλεπίδραση διπόλου-διπόλου.

Η αλληλεπίδραση διπόλου-διπόλου έχει την ισχύ περίπου 5 KJ έως 20 KJ/mol.

Η αλληλεπίδραση διπόλου-διπόλου εξαρτάται από τους τύπους των περιστροφών, την απόσταση και τη γωνία μεταξύ των δύο περιστροφών και των σχετική κίνηση από αυτούς.

Αλληλεπίδραση Διπόλου-Διπόλου.
Image Credit: Wikimedia Commons

Για να μάθετε περισσότερα, ελέγξτε: N2 πολικά ή μη: Γιατί, Πώς, Χαρακτηριστικά και Λεπτομερή Γεγονότα

Αλληλεπίδραση Ιόντων-Διπόλου

Η αλληλεπίδραση ιόντων-διπόλου προκύπτει λόγω της ηλεκτροστατικής αλληλεπίδρασης μεταξύ ενός φορτισμένου είδους (ιόντος) και ενός μόνιμου διπόλου (πολικό μόριο). Ένα κατιόν (θετικά φορτισμένο είδος) έλκει το αρνητικό άκρο του πολικού ουδέτερου μορίου και ένα ανιόν (αρνητικά φορτισμένο είδος) προσελκύει το θετικό άκρο ενός ουδέτερου αλλά πολικού μορίου.

Η ποσότητα θετικού ή αρνητικού φορτίου και η μεγαλύτερη πυκνότητα φορτίου οποιουδήποτε ιόντος ενισχύει την αλληλεπίδραση του διπόλου ιόντων. Είναι συγκριτικά ισχυρότερος από την αλληλεπίδραση διπόλου-διπόλου και από τον δεσμό υδρογόνου επίσης.

Αλληλεπίδραση Διπόλου Ιόντων.
Image Credit: Wikimedia Commons

Αλληλεπίδραση διπόλων που προκαλείται από ιόντα

Το ιόν είναι ένα φορτισμένο είδος και μπορεί να προκαλέσει (διαταράσσοντας τη διάταξη των εσωτερικών ηλεκτρονίων) οποιοδήποτε μη πολικό και ουδέτερο μόριο. Έτσι ένα αρνητικά πολωμένο και ένα θετικά πολωμένο άκρο θα δημιουργηθεί σε αυτό το μόριο μετά την επαγωγή από το ιόν.

Το φορτίο του ιόντος παραμορφώνει το ηλεκτρονιακό νέφος του μη πολικού μορίου και ως αποτέλεσμα το μόριο φορτίζεται μερικώς.

 Η ποσότητα φορτίου και η πυκνότητα φορτίου του ιόντος αυξάνει την ισχύ της επαγόμενης από ιόντα αλληλεπίδρασης διπόλων. Είναι ισχυρότερο από την αλληλεπίδραση διπόλου-διπόλου.

Δυνάμεις διασποράς του Λονδίνου

Η Δύναμη Διασποράς του Λονδίνου είναι η αλληλεπίδραση μεταξύ ενός επαγόμενου διπόλου και του στιγμιαίου διπόλου. Η δύναμη διασποράς του Λονδίνου είναι ένας τύπος πολύ ασθενής διαμοριακής δύναμης μεταξύ δύο μορίων όταν βρίσκονται σε στενή γειτνίαση μεταξύ τους.

Αυτή η δύναμη διασποράς δημιουργείται όταν τα ηλεκτρόνια από δύο γειτονικά άτομα προσανατολίζονται με τέτοιο τρόπο που κάνει το άτομο σε ένα προσωρινό δίπολο. Η συνεχής κίνηση των ατόμων ή των μορίων μπορεί να προκαλέσει ένα στιγμιαίο δίπολο λόγω της ασύμμετρης παραμόρφωσης του νέφους ηλεκτρονίων γύρω από τον πυρήνα.

 Δεσμοί υδρογόνου, δίπολο-Η αλληλεπίδραση διπόλων, η επαγόμενη από το δίπολο αλληλεπίδραση διπόλων είναι ισχυρότερη από τη δύναμη διασποράς του Λονδίνου.

Δύναμη Διασποράς του Λονδίνου.
Image Credit: Wikimedia Commons

  Για να μάθετε περισσότερα, ακολουθήστε: Ιδιότητες πεπτιδικού δεσμού: Λεπτομερής Γεγονός και Συγκριτική Ανάλυση

Συχνές Ερωτήσεις (Συχνές ερωτήσεις)

Τι προκαλεί τις διαμοριακές δυνάμεις μεταξύ των μορίων;

Απάντηση: Οι περισσότερες διαμοριακές δυνάμεις είναι ηλεκτροστατικής φύσης. Δημιουργούνται λόγω της έλξης μεταξύ δύο αντίθετα φορτισμένων ειδών.

Ποιοι παράγοντες επηρεάζουν τις διαμοριακές δυνάμεις;

Απάντηση: Η δύναμη έλξης μεταξύ των μορίων είναι ο σημαντικότερος καθοριστικός παράγοντας των διαμοριακών δυνάμεων. Εκτός από τη θερμοκρασία, η πίεση, η κινητική ενέργεια έχουν επίδραση διαμοριακών δυνάμεων μεταξύ των μορίων.

Είναι οι διαμοριακές δυνάμεις πιο αδύναμες από τις ενδομοριακές δυνάμεις;

Απάντηση: Ναι, διαμοριακές δυνάμεις είναι πιο αδύναμες από τις ενδομοριακές δυνάμεις επειδή η έλξη μεταξύ του ίδιου μορίου που βοηθά στη συγκράτηση του ατόμου στο ίδιο μοριακό είδος είναι ισχυρότερη από την έλξη που βοηθά στη συγκράτηση μεταξύ δύο διαφορετικών μοριακών ειδών.

Μεταβείτε στην κορυφή